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Orbitalzustände

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Alle Elemente mit Ausnahme von Helium, Neon und Argon bilden in chemischen Reaktionen Verbindungen. Dass es überhaupt zur Verbindungsbildung unter den Elementen kommen kann, hängt mit der Beschaffenheit der äußeren Schalen der Atomhüllen zusammen. So sind alle Elemente bestrebt, durch Aufnahme oder Abgabe von Elektronen stabile Zustände der Atomhülle zu erlangen. Stabile Zustände sind etwa eine Edelgaskonfiguration, ein halb- oder vollbesetztes d-Orbital,oder ein halb- oder vollbesetztes f-Orbital. Diese Konfigurationen haben eine hohe Symmetrie und sind daher energetisch sehr günstig. Fehlen einem Atom also nur wenige Elektronen zum Erreichen eines solchen Zustandes, so wird es bestrebt sein, diese von einem anderen Atom aufzunehmen (vorzugsweise natürlich von solchen Atomen, die ihrerseits durch die Abgabe von Elektronen ebenfalls einen energetisch günstigen Zustand erreichen können). IONENBINDUNG: Das Beispiel von Elektronenaufnahme und -abgabe stellt einen Idealfall dar - also liegt dann vor, wenn zwei Atome durch einen kompletten Elektronenübergang zu Teilchen werden können, die eine energetisch günstige Beschaffenheit aufweisen. Dies ist bei der Verbindungsbildung zwischen typischen Metallen (wenige überschüssige Valenzelektronen zum Erreichen des Edelgaszustandes) und Nichtmetallen (wenige fehlende Valenzelektronen zum Erreichen des Edelgaszustandes) der Fall. Hier werden Ionen gebildet, Metallkationen mit positiver Ladung und Nichtmetallanionen mit negativer Ladung. Bei der Ausbildung einer Ionenbindung wird ein erheblicher Betrag an Energie frei - nämlich genau die Energie, um die die resultierenden Ionen günstiger liegen als die Ausgangsatome. Ionenverbindungen haben untereinander sehr starke Bindungskräfte, da sich die Ionen dank ihrer gegensätzlichen elektrischen Ladung stark anziehen. Es sind daher allesamt hoch schmelzende Stoffe, welche im Festzustand sehr hart und spröde sind. ATOMBINDUNG: Da z.B. Sauerstoff, Wasserstoff, Schwefel oder Stickstoff nicht atomar sondern molekular vorkommen, muss es jedoch noch eine andere Bindungsmöglichkeit geben. Alle genannten Stoffe sind typische Nichtmetalle, sie besitzen also Atome, denen zur Ausbildung einer Edelgaskonfiguration nur wenige Elektronen fehlen. Oder mit anderen Worten: Ihre Bereitschaft, Elektronen anzuziehen ist sehr hoch - ihre ELEKTRONEGATIVITÄT ist sehr groß. Daher werden solche Atome - sollten sie untereinander Verbindungen eingehen müssen - auch keine Ionenbindung ausbilden. Dabei müssten ja einzelne Atome Elektronen an andere abgeben - was in diesem Falle jedoch ausgeschlossen ist. Vielmehr bilden solche Atome Verbände miteinander, indem sie sich ein oder mehrere Elektronen teilen. Dadurch kann dann jedes Atom ebenfalls eine Edelgaskonfiguration erhalten; die Elektronen gehören jedoch jedem Atom gleichberechtigt an. Solche Verbände nennt man Moleküle, die Verbindungen sind Molekül- oder Kovalenzverbindungen. Zumeist erfolgt die Bildung einer Atombindung nicht freiwillig oder nur unter Energieaufwand. Auch sind die resultierenden Verbindungen, da die Atome der Moleküle ja elektrisch neutral bleiben und daher keine starken Anziehungskräfte zwischen den einzelnen Molekülen herrschen, oftmals tiefschmelzend und siedend, und im festen Zustand sehr weiche Stoffe. METALLBINDUNG: Im Komplementär zur Atombindung steht der Verbindungstypus der Metalle. Hier sind viele Atome in einem Verband, die allesamt bestrebt sind, ihre Elektronen abzugeben. Metalle weisen im Allgemeinen also eine geringe Elektronegativität auf. Nun sind ja in einem Metall nur Atome zugegen, die Elektronen abgeben wollen - ihnen fehlt also ein Partner welcher ihnen die Elektronen "abnehmen" könnte. Metalle verbinden sich dergestalt, dass sie ständig an ihre Nachbaratome Elektronen abgeben, und dadurch eine Edelgaskonfiguration erreichen können. Da dies jedoch alle Atome in einem Metallverband tun, gehen ständig Elektronen von einem auf ein anderes Atom über: Sie werden frei bewglich. Das Resultat der Bindung sind also freie Elektronen, die gleichermaßen allen Metallatomen angehören, sowie die Metallkationen, die in dieses "Elektronengas" eingebettet liegen. Der Zusammenhalt der Metallionen in einem Stück Metall ist dank diesem Elektronengas meist sehr groß - je mehr Elektronen pro Atom an der Bildung desselben beteiligt sind, desto größer. Daher schmelzen und sieden die Alkalimetalle (nur ein Elektron wird zum Gas "beigesteuert") relativ niedrig, die Metalle des d-Blocks (bis zu sechs Elektronen werden an der Bildung des Gases beteiligt) extrem hoch. Im Gegensatz zu den Salzen, bei den ja auch Ionen vorliegen, sind Metalle jedoch verformbar und zeigen einen typischen Glanz. Auch diese Eigenschaften werden durch das Elektronengas bedingt. Die Kationen sind in ihm in gewissen Grenzen beweglich und können verschoben werden, ohne dass der Verband direkt zerstört wird. Der Metallglanz rührt von der Lichtbrechung an den frei beweglichen Elektronen. Die drei geschilderten Bindungen stellen Extreme dar; in den meisten Verbindungen liegen jedoch Übergänge zwischen diesen drei Typen vor. So ist das Wasser beispielsweise eine Verbindung, in denen die Moleküle polarisiert sind: Der Sauerstoff kann das gemeinsame Bindungselektron mit dem Wasserstoff stärker an sich heranziehen. Dieser Verbindungstypus - die polare Atombindung - stellt einen Übergang zwischen der "echten" Atombindung und der Ionenbindung dar. Silicium zeigt Metallglanz, jedoch kaum elektrische Leitfähigkeit und ist ähnlich spröde wie ein hochmolekulares Nichtmetall. Der Verbindungstypus seiner Atome untereinander steht zwischen der Metall- und der Atombindung. Die dritte Zwischenform findet man beispielsweise beim Pyrit ("Katzengold", Eisendisulfid). Es ist hart und spröde wie ein Salz, leitet den elektrischen Strom sehr schlecht und zeigt doch einen goldähnlichen Metallglanz. Der Verbindungstypus zwischen Eisen und Schwefel liegt also zwischen der Metallbindung und der Ionenbindung. In den Seiten, die durch Anklicken der umrahmten Kästchen in der Schautafel rechts aufgerufen werden, sind die Verbindungstypen genau dargestellt und beschrieben.